2017年高考化学考点解读+命题热点突破17物质结构与性质

专题17物质结构与性质

【考向解读】

1.原子结构与元素的性质

（1）了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1〜36号）原子核外电子的排布。了

解原子核外电子的运动状态；（2）了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；（3）了解原子核

外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用；（4）了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关

系。

2.化学键与物质的性质

（1）理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；（2）了解共价键的主要类型。

键和“键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；（3）了解原子晶体的特征，能描述金刚石、

二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；（4）理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的•些物理性

质；了解金属晶体常见的堆积方式；（5）了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp,sp2,sp3）；（6）能用

价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。

3.分子间作用力与物质的性质

（1）了解化学键和分子间作用力的区别；（2）了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物

质；（3）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别；（4）能根据晶

胞确定晶体的组成并进行相关的计算：（5）了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。

【命题热点突破一】原子结构与元素性质的关系

1.电离能和电负性

（D电离能

①含义

第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I,单

位kJ•mol-1,

②规律

a.同周期：第一种元素的第•电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐

增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下元素的第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大（即水冰为…）。

（2）电负性

①含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化

合物中吸引键合电子的能力越强。

②变化规律

a.金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的

“类金属”(如铭、睇等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。

b.在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐

减小。

2.电离能和电负性

(1)原子序数为24的元素原子的基态原子

①核外电子排布式为Is22s22P63s3d54sl价电子排布式是[Ar]3d

②有4个电子层，7个能级；有6个未成对电子；

③在周期表中的位置是第四周期第VIB族。

(2)试用或“="表示元素C、N、0、Si的下列关系：

①第一电离能：N>0>C>Si(用元素符号表示，下同)。

②电负性：0>N>C>Si。

③非金属性：0>N>C>Si。

例1.(2016•高考全国丙卷)硅化线(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池

的材料等。回答下列问题：

(1)写出基态As原子的核外电子排布式。

(2)根据元素周期律，原子半径GaAs,第一电离能GaAs。(填“大于”或“小于”)

(3)AsCh分子的立体构型为,其中As的杂化轨道类型为。

(4)CaF3的熔点高于1000℃,GaCL的熔点为77.9℃,其原因是

(5)GaAs的熔点为1238℃,密度为Pg•cnT,其晶胞结构如图所示。

该晶体的类型为,Ga与As以键键合。Ga和As的摩尔质量分别为，瓜g•mo]-'和欣

g-moF1,原子半径分别为以pm和八pm,阿伏加德罗常数值为则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体

积的百分率为。

【解析】：（l）As元素在周期表中处于第VA族，位于P元素的下一周期，则基态As原子核外有33个

电子,根据核夕卜电子排布规律写出其核外电子排布式：Is22522P63523P打美味徇3或[ArRdWdsMp3。⑵同周期

主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第UIA

族，则原子半径：Ga>AsoGa、As原子的价电子排布式分别为4s“p：、4s：4F，其中As原子的4P轨道处于

半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：Ga<As。（3）As原子的价电子排布式为4s^,最

外层有5个电子，则AsCh分子中As原子形成3个As-C：键，且含有1对未成键的孤对电子，则As的杂

化轨道类型为对杂化，AsCh分子的立体构型为三角锥形。（4）GaF:的熔点高于1000七，GaCh的熔点为

77.9t!,其原醍Gan是离子晶体，GaCl是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。（5）GaAs的熔点

为1238t!,其熔点较高，据此推知GaAs为原子晶体，Ga与As原子之间以共价键键合。分析GaAs的晶

胞结构，4个Ga原子处于晶胞体内，8个As原子处于晶胞的顶点、6个As原子处于晶胞的面心，结合T匀

摊法”计算可知，每个晶胞中含有4个Ga原子，含有As原子个数为3x1.8+6x12=*个），Ga和As的原子

x-10x-10_3

半径分别为rGipm=rGi10cm,ptn=rAs10an,则原子的总体积为r.g^=4x^tx[（rG1xioi°cm）+

167r

（rQ10-1。cm）3]=竽xio-30（&+r辐cm屋又知Ga和As的摩尔质量分别为Afcagmo「和MugmoF1,晶

胞的密度为Pgcm-3,则晶胞的体积为故CaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积

华xIO』&+&m3

v4兀loroxj^沦

的百分率为它xl（X）%=$%+外―-X100%=x100%°

3Afca+JWAS

cm，

【答案1⑴Is22s22P63s23P63dzs24P3或[Ar]3dzs24P3

⑵大于小于（3）三角锥形sp'（4）GaE为离子晶体，GaCh为分子晶体（5）原子晶体共价

4刀10"X/M。

X100%

3Ma+Ms

【变式探究】短周期元素A、B、C、DoA元素的原子最外层电子排布为〃siB元素的原子价电子排布

为ns2np2,C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的p能级中有3个未成对电

子。

(1)若A为非金属元素，则A与C形成的化合物与A与D形成的化合物相比，稳定性为>

(填化学式)。

(2)n=2时B的最高价氧化物对应水化物与当〃=3时B的最高价氧化物对应水化物相比，两者酸性

>____(填化学式)。通过实验加以证明。

(3)若A元素的原子最外层电子排布为2slB元素原子的价电子排布为3s23P2,A、B、C、D四种元素的

第一电离能山大到小的顺序是(用元素符号表示)。

【解析】因A的最外层电子排布为工，可能是H或五、Na。C的最外层电子数是其电子层数的3倍，

应是0,D元素原子的M电子层的p能级中有3个未成对电子，电子排布式应为Is：2s：2p,3s：3p：是P。A是非

金属时应是H,与C、D分别形成氐0、PH：,H；0更稳定。B元素的原子价电子排布为当42、3时

分别是C、Si,凡8：酸性强于氐SiO”可以通过向硅酸钠的溶液中通入CO：气体得到白色沉淀加以证明。A

元素的原子最外层电子排布为2『，应是锂。B元素的原子价电子排布为3s:3p:,应是硅。根据第一电离能

的变化规律，由大到小的顺序为0>P>Si>Li。

【答案】⑴压

0PH3

(2)H2C03HSiOs向硅酸钠的溶液中通入CO2气体得到白色沉淀

(3)0>P>Si>Li

【变式探究】

下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。

(DI

.…:②③

⑤⑥⑦

:®::0

tIIII

请回答下列问题：

(1)表中属于d区元素的是(填元素符号)。

(2)表示元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子的名称为；③和⑦形成的

一种常见溶剂的化学式为,其立体构型为。

(3)某元素原子的外围电子排布式为鬲加用,该元素与元素①形成的最简单分子X属于分子

(填“极性”或“非极性”)。

(4)元素④的第一电离能(填“>”、"=”或“<"，下同)元素⑤的第一电离能；元素⑥的

电负性元素⑦的电负性。

(5)元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为。

(6)元素⑩的基态原子核外电子排布式是。

(7)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请

写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：

【解析】(1)只有元素⑨即Ti属于d区元素。(2)环状分子为C6H6,其名称为苯。③是C,⑦是C1,

两者形成的常见溶剂是CCl.o(3)s轨道最多容纳2个电子，故n=2,外围电子排布式为加7p"：,即2s；2p：

是氮元素。(4)Mg的第一电离能大于Al,P的电负性小于C1。(5)元素⑦、⑧分别是Cl、Ca,两者形成的化

合物是CaCL。(6)元素⑩是Cu,其原子3d轨道全充满。(7)元素②为Be,元素⑤为Al,Be(OH)；具有两性,

可依照Al(OH):与NaOH溶液反应的化学方程式写出Ee(OH):与NaOH溶淹反应的化学方程式。

【答案】(DTi⑵苯CCL,正四面体(3)极性

(4)><(5)［：C1：］-Ca2+［：C1：］-

(6)1s22s22p63s23p63dl04s'(或［Ar］3dzs)

(7)Be(OH)2+2Na0H===Na2Be02+2II20

【命题热点突破二】分子结构与物质的性质

1.中心原子杂化类型和分子构型的相互判析

分子组成(A为中心原子中心原子的杂化分子立体构

示例

中心原子)的孤电子对数方式型

0SP直线形BeCl2

2

AB21SPV形S02

3

2spV形H20

2

0sp平面三角形BF3

AB3

13三角锥形

spNH3

3

ABI0sp正四面体形CHI

2.氢键对物质性质的影响

(1)氢键：由已经和电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另个分子中(或同分子中)电负性很强

的原子之间形成的作用力。表示为AH…B(A、B为N、0、F,一表示共价键，…表示氢键)。氢键实质上也是

一种静电作用。

①氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间。

②氢键存在于水、醇、竣酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等中。

(2)氢键对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度骤增，如氨气极易溶于水。②

分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高。③有些有机物分子可形成分子内氢键，此时的氢键不能使物频

的熔、沸点升高。

3.配位键

(1)孤电子对•

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；

②配位键的表示：常用“一”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH，可表示为

H

t

[H—N—H]-

一I

H.

(3)配合物

如[CU(NH3)/S0,

配位原子(提供孤电子对)

中心原子|

(提供空轨道Z|/配位体

[C..(NH3)4]SO4

赢外『配位数

配位体有孤电子对，如HA阳3、CO、F\cr,CN-等。中心原子有空轨道,如F*、Cu2\Zn\Ag

+等。

例2、(2016•高考全国甲卷)东晋《华阳国志•南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南银白铜(铜

银合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：

(1)银元素基态原子的电子排布式为,

3d能级上的未成对电子数为o

(2)硫酸银溶于氨水形成[Ni(NH：1)6]SO」蓝色溶液o

①[Ni(NFL)61SO,中阴离子的立体构型是。

②在[Ni(NH3产中Ni"与NH,之间形成的化学键称为一，提供孤电子对的成键原子是o

③氨的沸点(填“高于”或“低于")瞬(PH3)，原因是

氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为_______。

(3)单质铜及锲都是由键形成的晶体；元素铜与银的第二电离能分别为：A-U=l958kJ-mol

\入=1753kJ•moF1,几＞4的原因是。

(4)某银白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

①晶胞中铜原子与银原子的数量比为o

②若合金的密度为dg•cnT',晶胞参数a=nm»

【解析】：⑴Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为

ls-2s-2p«3s-3p53dUs-0根据洪特规则可知，N：原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成

对电子数为2。(2)①SOT中，S原子的价层电子对数为f=4，成键电子对数为4,故Sd-的立体构型为

正四面体。②[NKNHOS]：-中，由于具有空轨道，而、珏中N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形

成配离子。③由于分子间可形成氯键，故、氐的沸点高于PH：。NH：分子中，N原子形成3个c键，

且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为方，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH：属于

极性分子。(3)Cu、冲均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。因Cu元素基态原子的价层电子排布

式为3于。4口3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子校难，因此女心氐。(4)①由晶胞结构图可知，N原子

处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6x1=

3,含有N原子的个数为8x1=l,故晶胞中Cu原子与N:原子的数量比为3：1。②根据羽二川•可得，1mo：

Q

11n

晶胞的质量为®*3+59)g=〃xdgcnT以必，则a=[6Q2xio：；x"IQ能乂白3

【答案】:(1)Is22s22P63s23P63d84s2或[Ar]3dzs22

(2)①正四面体②配位键N③高于NH,分子间可形成氢键极性sp3(3)金属铜失去的是全

充满的3dH'电子，锲失去的是4sl电子(4)①3：1

/2517

%,10

【变式探究】C、H、0、N是构成蛋白质的主要元素。铭在工业上有重要应用，但其化合物对人体有害。

请回答下列问题:

(1)铝元素原子基态时的电子排布式为。

(2)C、N、0三种元素第一电离能由大到小的顺序是,电负性由大到小的顺序是o

(3)CHz==CH—CH==CH?是重要的化工原料，1mol该化合物中。键和Jt键数目之比是。

(4)C、H、0三种元素形成的最简单化合物的立体构型是,其中心原子的杂化方式是。

(5)同碳原子数的醉与烷烧、同碳原子数的多元醉与一元醇相比，前者都比后者的熔、沸点高，其原因

是___________________________________________________________________________

【解析】(1)Cr的3d轨道处于半充满状态的稳定结构，其电子排布式是Is：2s：2p*3s：3P*3d；4s：或

［虹］3f4s：。(3)单键都是。键，双键中包括一个c键和Tn键。所以1个CR==CH—CH==CH；分子中含有9

个。键和2个兀键，数目之比是9：2。(4)C、H、。三种元素形成的最简单化合物是HCHO,其立体构型是平

面三角形结构；中心原子是C原子，形成3个。键，所以是sp；杂化。(5)酹分子中含有羟基，易形成分子

间氢键，并且氢键越多，熔、沸点越高，所以同碳原子数的醇与烷烧、同碳原子数的多元酹与一元醉相比,

前者都比后者的熔、沸点高。

【答案】(1)Is22s22P63s23P63d‘4s'(或［Ar］3dzs')

(2)N>0>C0>N>C(3)9：2

(4)平面三角形sp2

(5)醇分子中含有羟基，易形成分子间氢键，且氢键越多，熔、沸点越高(答出要点即可)

【变式探究】

元素周期表第二周期有Li、Be、B、C、N、0、F七种主族元素。请回答下列问题：

(1)如图是第二周期主族元素第一电离能示意图。其中③、⑥分别表示、(填元素符

号)。

0

原子序数

(2)BFs、NF3的立体构型分别为一、_。

(3)乙二胺(HzNCHEHzNHj分子中的碳原子、氮原子的杂化方式分别为、。

(4)氟化氢水溶液中存在的氢键有种。

(5)请用卜表中化学键键能数据分析：硼和硅在自然界无游离态，都以含氧化合物形式存在的原因是

化学键BOSiOBBSiSi

键能/(kJ•molT)561452293222

【解析】(1)第二周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但Be、N反常，则②为N,③为0,

⑤为B,⑥为Be。(2)BF：中B无孤电子对，立体构型为平面三角形，NF：中H有一对孤电子对，立体构型为

三角锥形。(3)乙二胺中每个碳形成四根键，无孤电子对，杂化类型为sp,，每个氮原子形成三根键，有一

对孤电子对，杂化类型为sp：o(4)氟化氢水溶液中HF与HF、K0与RO、HF与HQ之间均存在氢键，氢键类

型有4种。⑸根据题给的键能数据，B—B键、Si—Si键的键能分别比BT)键、SiT键的键能小，用键

能越小越不稳定来解释。

【答案】(DOBe

(2)平面三角形三角锥形

(3)sp3sp3(4)4

(5)B—0键的键能大于B—B键的键能,Si—0键的键能也大于Si—Si键的键能，所以B—B键和Si—Si

键不稳定，而倾向于形成稳定性更强的B—0键和Si-0键

【命题热点突破三】晶体的结构与性质

1.物质熔沸点的判断

原子晶体中键长越短，共价键越稳定，物质熔沸点越高，反之越低。

离子晶体中阴、阳离子半径越小，电荷数越多，离子键越强，熔沸点越高，反之越低。

金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子间的静电作用越强，熔

沸点越高，反之越低。

分子晶体中分子间作用力越大，物质的熔沸点越高，反之越低(具有氢键的分子晶体的熔沸点反常，较

高。)

(1)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。

(2)在高级脂肪酸甘油酯中，不饱和程度越大，熔沸点越低。

(3)烧、卤代烧、醇、醛、竣酸等有机物，一般随着分子里碳原子数的增多，熔沸点升高。

(4)链煌及其衍生物的同分异构体随着支链的增多，熔沸点降低。

(5)相同碳原子数的有机物分子中官能团不同时，一般随着相对分子质量的增大，熔沸点升高；官能团

相同时，官能团数越多，熔沸点越高。

(6)晶体类型不同时熔沸点的一般规律为：

原子晶体〉离子晶体〉分子晶体，金属晶体有高有低。

例3.(2016•四川，8,13分)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。

M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成

的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。请回答下列问题：

(1)R基态原子的电子排布式是,

X和Y中电负性较大的是(填元素符号)。

(2)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是

(3)X与M形成的XM,分子的空间构型是。

(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是(填离

子符^号)。

(5)在稀硫酸中，Z的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化M的一种氢化物，Z被还原为+3价，该反应的化

学方程式是。

【解析】苜先推断元素，M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，M基态原子L层中

P轨道电子数是s轨道电子数的2倍，工是0,R是同周期元素中最活泼的金属元素，R是Na,X和M形

成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，X是S,则Y是Ci；Z是一种过渡元素，基态原子4s和3d

轨道半充满，即价电子构型为3d：4s1，Z是Cr。(DR是Na,位于周期表第三周期IA族，其基态原子的电

子排布式是[Ne]3s】或H2s22P63sbS和C：中，非金属性强的电负性大，故电负性校大的是C1。(2)由于氧

原子电负性大，氏。分子能形成氢键，而H：S不能，故H：0的沸点远远高于H£。(3)S。：中硫原子的价三

电子对数是：3+(6-3X2)X|=3,没有孤电子对，分子的空间构型是平面三角形。(4)白球个数：8x1+6x1=

L0Z

4,黑球个数：8,由于这种离子化合物的化学式为NaiO,黑球代表的是Na-o根据题意，在稀硫酸中

会50-被还原为C",则被氧化的化合物是HQ,H。祓氧化为0»反应的化学方程式是3出上+氏60-

+4H2SO4=Cn(SO4)j+3O2T+7H：0+K2SO4。

【.答案】⑴[Ne]3sl(或Is22s22Pli3s》Cl

(2)H2S分子间不存在氢键，H20分子间存在氢键

(3)平面三角形(4)Na+

(5)3H2O2+K2Cr2O7+4H2SO.,=Cr2(SO,)；(+302t+7-0+K2s0」

【变式探究】元素周期表中第三周期包括Na、Mg、AhSi,P.S、Cl、Ar8种元素。请回答下列问题：

(1)基态磷原子核外有种运动状态不同的电子。

(2)第三周期8种元素按单质熔点CC)大小顺序绘制的柱形图(已知柱形“1”代表Ar)如下所示，则其

中“2”原子的结构示意图为“8"原子的电子排布式为..一

1600

I400

I200

I000

800

600

400

200

0

-200

(3)氢化镁

储氢材料的晶胞结构如图所示，已知该晶体的密度为pg-cm-3,则该晶体的化学式为_______,晶

胞的体积为cm3(ffl。、”表示，其中4表示阿伏加德罗常数的值)。

OMg

OH

(4)实验证明：KCKMgO、CaO三种晶体的结构与NaCl晶体的结构相似,已知NaCl、KC1、CaO晶体的

晶格能数据如下表：

晶体NaClKC1CaO

晶格能/(kj・mo「)7867153401

则KC1、MgO、CaO三种晶体的熔点从高到低的顺序是。其中MgO晶体中一个蛇”周

围和它最近且等距离的卜依+有个。

(5)Si、C和0的成键情况如下:

化学键COCOSiOSiO

键能/(kJ•mol"

360803464640

')

C和0之间易形成含有双键的CO?分子晶体，而Si和0之间则易形成含有单键的SiOz原子晶体，请结

合数据分析其原因：o

【解析】(DP的核外有15个电子，每个电子的运动状态均不同。(2)第三周期元素的单质，除Ar外,

只有CL为气体，熔点较低，单质联为原子晶体，熔点最高。(3)该晶体的晶胞中含有2个FgH：”，则晶胞的

体积为学(4)晶格能越大，离子晶体的熔点越高，而晶格能与离子的电荷和半径有关，可

以判断晶格能：MgO>CaO>KCl,则熔点：MgO>CaO>KClo

<>\\\

《17)287

【答案】⑴15(2)JJJIs22s22P63s23P2或[Ne]3s23Pz

52

(3)MgH--------(4)MgO>CaO>KCl12

2。•弧

(5)碳与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(803kJ-mor'X2-l606kJ­mo】-')大于形成含单键

的原子晶体放出的能量(360kJ-mor'X4=l440kJ•moK'),故碳与氧之间易形成含双键的CO2分子晶体；

硅与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(640kJ-mol-'X2=l280kJ•0101一’)小于形成含单键的原子

晶体放出的能量(464kJ•mol'X4=l856kJ•mol-1),故硅与氧之间易形成含单键的SiOz原子晶体

【变式探究】

第四周期元素山于受3d能级电子的影响，性质的递变规律与短周期元素略有不同。

I.第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐渐增大的。钱QGa)的基态原子的电子

排布式是；3iGa的第一电离能却明显低于3°Zn的，原因是

H.第四周期过渡元素的明显特征是形成多种多样的配合物。

(1)CO和Nit可以和很多过渡金属形成配合物。CO与Nz互为等电子体，CO分子中C原子上有一对孤电

子对，C、0原子都符合8电子稳定结构，则CO的结构式可表示为。NL分子中N原子的杂化方式

为杂化，NH,分子的立体构型是。

(2)如图甲所示为二维平面晶体示意图，所表示的化学式为AX3的是一。

甲乙

(3)图乙为一个铜晶胞，此晶胞立方体的边长为acm,Cu的相对原子质量为64,金属铜的密度为Pg/cm3,

则阿伏加德罗常数可表示为mor'(用含a、P的代数式表示)。

【解析】I.根据构造原理.Ga的基态原子的电子排布式是Is22s22P63s23Pli3dzs24Pl或[Ar]3dzs如；

因.Zn的4s能级处于全充满状态，较稳定，第一电离能较大。

II.(1)因为“CO与N；互为等电子体”，故其具有相同的结构，由见的结构、飞原子上有一对孤电子对”

和P、。原子都符合8电子稳定结构”可知，8的结构式可表示为C=-0;NH：分子中中心原子N的杂化方

式为sp：杂化，立体构型为三角锥形。(2)a图中1个黑球周围有6个相邻白球，1个白球周围有3个相邻黑

球，故黑：白=1：2：b图中1个黑球周围有6个相邻白球，1个白球周围有2个相邻黑球，故黑：白=1：

4

11£'64g/mol

3»(3)一个铜晶胞所含有的铜原子数为r8+二6=4,由。g/cm：=3----「■得：期二—卬0广；。

82(acm)pa

【答案】I.Is22s22P63s23P63dzs24Pl或[Ar]3dzs24p’30Zn的4s能级处于全充满状态，较稳定

II.(1)C=Osp3三角锥形(2)b(3)黄

【方法技巧】

1.根据晶胞结构确定各种粒子的数目一至f晶胞质量p=v

-------►晶体密度

根据晶胞的边长或微粒间距离一小一晶胞体积

2.晶体微粒与M、。之间的关系

若1个晶胞中含有X个微粒，则1mol晶胞中含有xmol微粒，其质量为如/g(材为微粒的相对原子质

量)；又1个晶胞的质量为0a3g(a，为晶胞的体积，a为晶胞边长或微粒间距离)，则1mol晶胞的质量为

PaN\g,因此有xQPaNKO

【高考真题解读】

1.(2016•高考全国丙卷)神化像(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的

材料等。回答下列问题：

(1)写出基态As原子的核外电子排布式。

(2)根据元素周期律，原子半径GaAs,第一电离能GaAs。(填“大于”或“小于”)

(3)AsCL分子的立体构型为,其中As的杂化轨道类型为o

(4)CaF3的熔点高于1000℃,Ga.Ch的熔点为77.9℃,其原因是

该晶体的类型为,Ga与As以键键合。Ga和As的摩尔质量分别为此g-mol'和弥

g•moF1,原子半径分别为mpm和八pm,阿伏加德罗常数值为麻，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体

积的百分率为。

【解析】：(l)As元素在周期表中处于第VA族，位于P元素的下一周期，则基态As原子核外有33个

电子,根据核外电子排布规律写出其核外电子排布式：192城2阵城3P”于知小:或[Ar]3d】10lF。(2)同周期

主族元素的原子半径随原子序数的递熠而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第IHA

族，则原子半径：Ga>As»Ga、As原子的价电子排布式分别为4门p】、4sU*其中As原子的也轨道处于

半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：Ga=As。⑶As原子的价电子排布式为4s-4p^,最

外层有5个电子，则AsCt分子中As原子形成3个As-C：键，且含有1对未成键的孤对电子，则As的杂

化轨道类型为sp：杂化，AsCh分子的立体构型为三角锥形-4)GaF：•的熔点高于100Q七，GaCh的熔点为

77.913,其原因是GaF：是离子晶体，GaCH是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。(5)GaAs的熔点

为1238七，其熔点较高，据此推知GaAs为原子晶体，Ga与As原子之间以共价键键合。分析GaAs的晶

胞结构，4个Ga原子处于晶胞体内，8个As原子处于晶胞的顶点、6个As原子处于晶胞的面心，结合，均

摊法”计算可知，每个晶胞中含有4个Ga原子，含有As原子个数为8x1S+6*12=*个)，Ga和As的原子

x-：0

半径分别为0Pm=&*1。-"皿rAipm=rA；10cm,则原子的总体积为产―=4***[(侬cm>+

(AXICT”cm)3]=4、10-K(&+h9cm建又知Ga和As的摩尔质量分另物gmo「和ggmoF1,晶

胞的密度为pgcnTj则晶胞的体积为7炉=4(1/8+.1£七)cms故CaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积

167r

V-^-x10-30a+之cm?京

的百分率为产X1OO%=,"4-----------X1OO%='<；笠：xl00%.

।公免4二&+-以相&3Jifea+-WAs

cm-

【答案1(1)Is22s22P63s23P/cT4s24P3或[Ar]3dzs24P3

⑵大于小于(3)三角锥形sp3(4)GaF,为离子晶体，GaCL为分子晶体(5)原子晶体共价

4JT10一的义风ozl+zt

X100%

3Ma+Ms

2.(2016•高考全国甲卷)东晋《华阳国志•南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南银白铜(铜银

合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：

(1)银元素基态原子的电子排布式为,

3d能级上的未成对电子数为一。

(2)硫酸银溶于氨水形成[Ni(NHJ6]SO,蓝色溶液。

①[Ni(NHJJSO,中阴离子的立体构型是_______。

②在[Ni(NH3产中江+与NIL之间形成的化学键称为,提供孤电子对的成键原子是o

③氨的沸点(填“高于”或“低于")瞬(PH3)，原因是

氨是分子(填“极性”或“非极性”),中心原子的轨道杂化类型为。

(3)单质铜及银都是由_______键形成的晶体；元素铜与银的第二电离能分别为：^=1958kJ-moF

\氐=1753kJ•mol”几>人的原因是o

(4)某银白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

①晶胞中铜原子与银原子的数量比为o

②若合金的密度为dg•cnT：',晶胞参数a—nm,)

【解析】：⑴冲是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为

国292P$3娟3P$3于4小。根据洪特规则可知，7原子3d能级上S个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成

对电子数为2。(2)①SOT中，S原子的价层电子对数为《二4，成键电子对数为4,故SU-的立体构型为

正四面体。②[NMNHsM：-中，由于NT具有空轨道，而\H:.中、原子含有孤电子对，两者可通过配位键形

成配离子。③由干分子间可形成氢键，故的沸点高于？出。NH：分子中，N原子形成3个c键，

且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为前，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，N珏属于

极性分子。(3)Cu、冲均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。因Cu元素基态原子的价层电子排布

式为3d】“s>3d能级全充满，较稳定，失去第1个电子较难，因此氐。(4)①由晶胞结构图可知，N原子

处于立方晶胞的顶点，Cu序子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6x1=

3,含有。原子的个数为Sx1=l,故晶胞中Cu原子与X:原子的数量比为3：1。②根据叫=p>可得，1mo：

11n

晶胞的质量为(64x3+59)g=tfxrfg.ctn^xyA,贝ij2=[前熹1Tl旨=[烹；层小炉

【答案】:(1)Is22s22P63s23P63d84s2或[Ar]3dzs22

(2)①正四面体②配位键N③高于NH,分子间可形成氢键极性sp3(3)金属铜失去的是全

充满的3dHi电子，银失去的是4sl电子(4)①3:1

P251-]11

②|_6.02X1023x^X10

3.(2016•江苏，21,12分)[Zn(CN)F-在水溶液中与HCHO发生如下反应:

2-2+

4IICII0+[Zn(CN)1]+4ir+4H20=[Zn(1120)4]+4H0CH2CN

II

H()—

I

H

H(X'H?C、的结构简式

⑴Zi?+基态核外电子排布式为

(2)1molHCHO分子中含有。键的数目为.mol。

(3)H0CH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是

(4)与HQ分子互为等电子体的阴离子为。

(5)[Zn(CN).J~中Zn?+与CN一的C原子形成配位键.不考虑空间构型，

[Zn(CN)/2-的结构可用示意图表示为»

【解析】(l)Zn是30号元素，Zn：-核外有28个电子，根据原子核外电子排布规律可知基态ZrL核外